Учебно-методический комплекс дисциплины ЕН. Ф.04. химия: общая и неорганическая (стр. 12 )

1.13. Тематика рефератов.

1.14 Примерная тематика курсовых работ.

1.15 Примерная тематика квалификационных (дипломных) работ.

1.16 Методика исследования.

По учебному плану выполнение не предусмотрено.

1.17 Бально-рейтинговая система, используемая преподавателем для оценивания знаний студентов по данной дисциплине.

Посещение лекций – 36 баллов (по 4 балла за каждую пару).

Модуль 1 «Общая химия»

Работа на практических занятиях (семинарах) – до 5 баллов (итого 25 баллов). 

Самостоятельная работа студента:

ПЗ №1 – до10 баллов.

ПЗ №2 – до 10 баллов.

ПЗ №3 – до 10 баллов.

Работа на лабораторных занятиях  – до 5 баллов (итого 30 баллов) 

ЛБ №1 – до10 баллов.

ЛБ №2 – до 10 баллов.

ЛБ №3 – до 10 баллов.

ЛБ №4 – до 10 баллов.

Вводное тестирование – 25 баллов.

Тестирование по темам «Основные химические понятия. Строение атома. Термоди - намика. Кинетика» – 25 баллов.

Тестирование по теме «Истинные растворы, растворы электролитов» – 25 баллов.

Тестирование по теме «Дисперсные системы» – 25 баллов.

Итого: 225 баллов.

Модуль 2. «Неорганическая химия

Работа на практических занятиях (семинарах) – до 5 баллов (итого 15 баллов) 

Самостоятельная работа студента:

ПЗ №4 – до10 баллов.

ПЗ №5 – до 10 баллов.

ПЗ №6 – до 10 баллов.

Тестирование по модулю «Неорганическая химия» – 20 баллов

Итого: 55 баллов.

Всего: 316 баллов.

Примеры рейтинговых заданий представлены в разделе «Примерные зачетные тестовые задания »

Задания для самостоятельной работы выполняются студентом с использованием лекций и учебных пособий и оформляются в письменном виде. Задания должны быть сданы студентом в строго определенные сроки в соответствии с учебным календарным планом. Целью самостоятельной работы студента является подготовка тестированию по соответствующим темам и зачету.

Для получения зачета сумма баллов за все модули должна быть не менее 200, если студент набрал менее 200 баллов, он сдает теоретический зачет по дисциплине.

Выполнение практической части обязательно.

РАЗДЕЛ 2. Методические указания по изучению дисциплины.

Мень к контрольным и лабораторным работам по общей и неорганической химии.- Мурманск: МГПУ, 2004.- 68 с.

РАЗДЕЛ 3. Содержательный компонент теоретического материала.

План лекций

Модуль «Общая химия»

Лекция 1. Основные химические понятия и законы.

Введение. Задачи, стоящие перед химической наукой; отличительные особенности изучения химии в вузе. Место химии в ряду наук о природе, ее связь с другими естественнонаучными достижениями. Развитие "пограничных" наук.

1.1. Международная система единиц физических величин и ее применение в неорганической химии. Основные единицы системы СИ. Масса, объем и плотность вещества, давление, концентрация, энергетические величины.

1.2. Атомно-молекулярное учение. Современная система атомных масс. Изотопы и изобары. Атомная масса и массовое число изотопа. Изотопный состав элемента. Простые и сложные вещества. Молекулярная масса. Индивидуальные вещества и их смеси. Химическая классификация чистоты веществ.

1.3. Стехиометрия химических реакций. Стехиометрические законы. Стехиометрические уравнения. Моль - единица количества вещества. Эквивалент. Закон эквивалентов. Способы выражения концентрации растворов.

1.4. Современная номенклатура неорганических веществ. Химические элементы. Простые вещества. Ионы; различные классы соединений. Кислоты и их соли, оксиды. Комплексные соединения.

Лекция 2. Основы строения вещества. Химическая связь.

2.1. Строение атома. Понятие о квантовой механике. Характеристика состояния электронов системой квантовых чисел, их физический смысл. Атомные орбитали для s-, p - d - состояний электронов. Принцип Паули. Максимальное число электронов в электронных слоях и оболочках. Правило Хунда. Последовательность энергетических уровней и подуровней электронов в многоэлектронных атомах. Энергия ионизации, сродство к электрону.

2.2. Периодический закон и строение атомов элементов. Современная формулировка периодического закона. Структура периодической системы. Заполнение электронных слоев и оболочек атомов. Периодическое изменение свойств элементов (вертикальная, горизонтальная и диагональная периодичности). Атомные и ионные радиусы, их зависимость от электронного строения и степени окисления. Периодический закон как основа неорганической химии, его философское значение.

2.3. Ковалентная связь. Метод валентных связей. Электроотрицательность. Свойства ковалентной связи; направленность и насыщаемость. Полярная ковалентная связь. Механизм образования ковалентной связи (обменный, донорно-акцепторный). Характеристика ковалентной связи: длина, прочность, валентные углы. Понятие о нахождении средней энергии связи в сложных молекулах. Эффективные заряды атомов в молекулах. Дипольные моменты и строение молекул. Основные положения метода валентных связей. Валентность элемента.

2.4. Ионная связь. Ионная связь как предельный случай ковалентной связи. Ненаправленность и ненасыщаемость ионной связи. Электростатическое взаимодействие ионов. Кривая потенциальной энергии для ионной молекулы. Понятие о расчете энергии ионной связи. Поляризация ионов. Зависимость поляризации ионов от типа электронной структуры, заряда и радиуса иона. Влияние поляризации ионов на свойства вещества, температуру плавления, термическую устойчивость.

2.5. Межмолекулярное взаимодействие. Природа межмолекулярных сил. Энергия межмолекулярного взаимодействия. Взаимодействие между полярными и неполярными молекулами: ориентационное индуктивное, дисперсионное (силы ван-дер-Ваальса).

2.6. Водородная связь. Межмолекулярная и внутримолекулярная, симметричная и асимметричная водородная связь. Энергия и длина связи. Влияние водородной связи на свойства вещества (температуру плавления, кипения, степень диссоциации в водном растворе и др.).

2.6. Строение вещества в конденсированном состоянии. Твердое, жидкое, газообразное, плазменное состояния; их особенности. Типы кристаллических решеток (атомная, молекулярная, ионная, металлическая). Природа связи между частицами в различных типах кристаллических решеток. Нестехиометрические соединения. Дальтониды и бертоллиды.

Лекция 3. Химическая термодинамика. Химическая кинетика.

3.1. Элементы химической термодинамики. Функции состояния. Понятие о химической термодинамике. Внутренняя энергия и энтальпия, их физический смысл. Термохимия Экзо - и эндотермические реакции. Термохимические уравнения. Понятие о стандартном состоянии. Стандартные энтальпии образования веществ. Закон Гесса и его следствия. Применение закона Гесса для вычисления энтальпий химических реакций, энергий связей в молекулах, энтальпий атомизации, энтальпий сгорания, энтальпий растворения и др.

3.2 Понятие об энтропии. Абсолютная энтропия и строение вещества. Изменение энтропии в различных процессах. Использование справочных данных для расчета характеристик различных процессов.

3.3. Химическое равновесие. Истинное и кажущееся равновесия, их признаки. Константа химического равновесия (Кр, Кс, Ка). Энергия Гиббса, ее связь с энтропией и энтальпией. Изменение энергии Гиббса как характеристика равновесного состояния. Связь стандартного изменения энергии Гиббса с константой равновесия.

3.4. Равновесие в гомогенных и гетерогенных системах. Использование справочных данных для расчета стандартного изменения энергии Гиббса и константы химического равновесия. Связь изменения энергии Гиббса со стандартным изменением этой величины. Критерий самопроизвольности процессов. Смещение химического равновесия. Принцип Ле-Шателье-Брауна. Влияние температуры, давления и концентрации реагентов на химическое равновесие.

3.5. Скорость химической реакции. Закон действующих масс. Константа скорости химической реакции. Порядок и молекулярность химических реакций

3.6. Факторы, влияющие на скорость химической реакции. Зависимость химической реакции от температуры. Энергия активации. Уравнение Аррениуса. Гомогенный и гетерогенный катализ. Гомогенные и гетерогенные равновесия.

3.7. Константа равновесия. Правило Ле – Шателье. Фазовые равновесия. Правило фаз Гиббса.

Лекция 4. Истинные растворы. Гидролиз солей.

1.  Растворы неэлектролитов.

2.  Процессы, сопровождающие образование жидких истинных растворов.

3.  Краткая характеристика межмолекулярных взаимодействий в растворах.

Закон Рауля. Идеальные и реальные растворы. Активность. Коэффициент активности как мера отклонения свойств компонента от поведения в идеальном растворе. Кипение и отвердевание растворов. Эбулиоскопия и криоскопия. Осмос и осмотическое давление. Закон Вант – Гоффа. Ионное произведение воды. Водородный показатель. Буферные растворы. Карбонатная буферная система Мирового океана. Буферные системы в почвах. Гидролиз водных растворов солей. Константа и степень гидролиза на примерах использования солей железа и алюминия для очистки сточных вод от взвешенных частиц. Труднорастворимые электролиты. Произведение растворимости. Условия осаждения и растворения осадка – на примерах реакций связывания углерода и фосфора в природе.

Лекция 5. Растворы электролитов.

1. Растворы электролитов. Типы электролитов. Ассоциированные и неассоциированные электролиты.

2. Теория электролитической диссоциации Аррениуса. Сольватация ионов и молекул.

3. Определение степени диссоциации слабого электролита в растворе на основе измерений электропроводности.

4. Константа диссоциации; закон разбавления Оствальда.

5. Ступенчатая диссоциация слабых электролитов. Влияние одноименных ионов на равновесие диссоциации слабого электролита в растворе.

6. Равновесие в системе, состоящей из насыщенного раствора электролита и его кристаллов. Кривая растворимости.

7. Произведение растворимости; условия осаждения и растворения малорастворимого электролита.

Лекция 6. Дисперсные системы. Комплексные соединения.

1. Введение в физикохимию поверхностных явлений. Основные положения термодинамики поверхностных явлений. Признаки объектов коллоидной химии.